Связь химическая двухцентровая

Метод валентных связей (локализованных электронных пар) строится на положении о том, что каждая пара атомов в молекуле удерживается вместе при помощи одной или нескольких общих электронных пар. Таким образом, в представлении теории валент-. ных связей химическая связь локализована между двумя атомами, т. е. она двухцентровая и двухэлектронная. [c.63]

Из рассмотрения вышеприведенных схем следует, что ковалентность атома при образовании двухцентровой связи определяется количеством неспаренных электронов, неподеленных электронных пар, вакантных орбиталей атома и зависит от заселенности орбиталей другого атома химической связи. [c.120]

На примере молекулы диборана мы познакомились с концепцией трехцентровых орбиталей, представляющих собой развитие классических представлений, в которых химические связи являются двухцентровыми. Делокализация электронов в пределах трех, четырех и более ядер, обусловленная волновыми свойствами электронов, играет большую роль в свойствах комплексных и ароматических соединений. [c.196]

Каждый атом В образует две обычные двухцентровые ковалентные связи В—Н, в которых занято всего восемь электронов. Остающиеся у диборана четыре валентных электрона используются для образования двух трехцентровых связей В—Н—В, в которых каждый из трех атомов поставляет по одной орбитали в связывающую молекулярную орбиталь. Представление о трехцентровых связях позволяет объяснить строение всех гидридов бора. Кроме того, оно объясняет, почему бор неспособен к проявлению таких химических свойств, как углерод. [c.272]

Метод валентных связей дает теоретическое обоснование широко применяемым химиками структурным формулам. Большое достоинство метода заключается в его наглядности. Однако представление о локализованных (двухцентровых, двухэлектронных) химических связях оказывается слишком узким для объяснения многих экспериментальных фактов. В частности, метод валентных связей несостоятелен для описания молекул с нечетным числом электронов, большой группы молекул с дефицитом электронов, свойств соединений, синтезированных в последнее время. Большие трудности испытывает этот метод при объяснении магнитных свойств соединений, их окраски, энергетических характеристик молекул и многих других важных экспериментальных фактов. [c.83]

В методе валентных связей химическая связь рассматривается как двухэлектронная и двухцентровая, т.е. пара электронов, образующих связь, локализована в пространстве между двумя атомами и находится в их общем пользовании. Возможны два механизма образования общей электронной пары. Первый называется обменным и заключается в спаривании двух электронов, принадлежащих разным атомам и имеющим противоположные спины. Его можно выразить следующей схемой [c.47]

В отдельных молекулах химическая связь между атомами близкими по своей природе (с близкой электроотрицательностью) носит, в основном, двухэлектронный и двухцентровый характер. Структура и свойства молекул с такой ковалентной связью в большинстве одинаково успешно объясняются и методом ВС, и методом МО. Свойства молекул и кристаллов с делокализованными химическими связями проще и правильнее объяснить с помощью метода МО. Для упрощения подхода к объяснению свойств молекул обычно пользуются приближением двухцентровой (локализованной) химической связи, если это не ведет к принципиальной ошибке в оценке свойств. [c.117]

Как указывалось в 39, одно из положений метода ВС заключается в том, что все химические связи являются двухцентровыми. Однако на самом деле, как показывают рассмотренные выше примеры, а ряде случаев правильнее считать двухэлектронные связи многоцентровыми. [c.135]

Конечно, тут открывается большой простор для фантазии теоретика (деформируй отдельные электронные облака атомов молекулы так, или почти так, как хочешь, благо математика это позволяет ). Можно сосредоточить (локализовать) электронную плотность частично на атомах (в виде электронных пар внутренних оболочек атомов или неподеленных электронных пар валентной оболочки), а частично на химических связях (локализация электронов в поле двух ядер отвечает двухцентровому взаимодействию атом — атом, которое описывается классической символикой валентного штриха), а можно пользоваться и делокализованными орбиталями, охватывающими в принципе все атомные ядра молекулы. Разумный теоретик стремится воспользоваться этой свободой для того, чтобы построить модель, приемлемую для химика и пригодную для описания данного класса свойств. [c.210]

Мы привели здесь это курьезное замечание потому, что подобное мнение среди химиков стало почему-то распространенным. Валентное состояние атома — не просто некий нуль отсчета . Оно было введено в теорию ВС с целью распространить ее на случай, когда число неспаренных электронов в основном состоянии атома меньше числа образуемых им двухэлектронных двухцентровых связей. Вместе с тем, это понятие используется и в методе молекулярных орбиталей, в рамках которого оно обычно понимается как эффективная электронная конфигурация с дробными заселенностями АО и эффективными зарядами, что позволяет учесть как промотирование электронов с одних АО на другие, так и их перенос от атома к атому при образовании химических связей (см. приведенный выше пример для ряда С—СО— —СО2). И используется это понятие в обоих методах не только для построения качественной теории, но и при квантовомеханических расчетах . [c.174]

Таким образом, в молекуле водорода оба электрона находятся в силовом электрическом поле, образованном двумя положительно заряженными центрами, которыми являются ядра водородных атомов. Поэтому химическая связь в молекуле водорода является двухэлектронной двухцентровой связью. [c.44]

Представление о валентности как о числе двухцентровых и двухэлектронных связей применимо в тех случаях, когда можно представить, что химическая связь локализована между двумя атомами молекулы. [c.79]

Химическая связь может осуществляться при помощи одного (Н ) или двух электронов (Н2), охватывать два (Н , Нг) и большее число атомов (СН , ВеНг, ХеРг). Это говорит о том, что классическое представление о валентности как числе двухцентровых двухэлектронных связей не может быть всеохватывающим. Если атом окружен п атомами, это не означает, что он образует п двухцентровых связей. [c.178]

Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам. Комбинации таких двухэлектронных двухцентровых связей, отражающие электронную структуру молекулы, получили название валентных схем. [c.103]

Все электроны являются общими для всех ядер, т. е. химические связи являются многоцентровыми и каждая связь простирается между всеми ядрами в той или иной степени. Таким образом, с точки зрения метода МО двухцентровая связь представляет собой лишь частный случай многоцентровой химической связи. [c.105]

Поэтому метод ВС, в основу которого заложена аддитивность химических связей (они считаются двухцентровыми, а любую молекулу представляют как объединение двухцентровых участков), в силу своей наглядности получил всеобщее признание. [c.135]

Теория валентных связей. Теория ВС, созданная в основном трудами В. Гейтлера и Ф. Лондона, исходит из того, что единичную химическую связь образуют два электрона с противоположными спинами, принадлежащие двум атомам. При этом происходит перекрывание волновых функций электронов, между атомами возникает зона со значительной электронной плотностью, что приводит к уменьшению потенциальной энергии системы, т. е. к образованию связи. Образованная химическая связь двухцентровая, двухэлектронная, обозначается в структурных формулах соединений черточкой и называется ковалентной. [c.230]

Дублет электронов не исчерпывает возможного электронного механизма химической связи. Существование молекулярного иона водорода Н свидетельствует о том, что одного электрона вполне достаточно, чтобы образовать прочное соединение. С течением времени выявилась ограниченность концепции двухцентровой двухэлектронной связи и было высказано предположение о существовании многоцентровых орбит, охватывающих большую группу атомов. Методами масс-спектроскопии обнаружено существование иона Н , возникающего по реакции [c.39]

Сразу же отметим, что требование обязательного спаривания электронов с противоположным спином и сведение всех химических связей только к двухцентровым двухэлектронным связям оправдывается только для ограниченного круга соединений. [c.176]

Через двухцентровый активированный комплекс проходят реакции образования и разрыва химических связей, а также взаимопревращения пространственных изомеров. При образовании связи две атомные орбитали взаимодействующих атомов объединяются в связывающую и разрыхляющую молекулярные орбитали. Из неоднократно приводившихся кривых потенциальной энергии связи видно, что потенциальная энергия плавно падает по мере сближения взаимодействующих атомов до некоторого минимального значения, соответствующего устойчивой связи. Таким образом, образование химических связей не сопряжено с преодолением энергетического барьера и для не слишком сложных реакций проходит практически при каждом соударении. Например, образование этана нз двух свободных метилов ха- [c.280]

Метод молекулярных орбиталей (МО). Метод МО исходит из некоторой фиксированной координации атомных ядер и строит систему многоцентровых молекулярных орбиталей, характеризуемых наборами квантовых чисел, подобно тому, как это делается для атомов. После построения системы молекулярных орбиталей добавление электронов осуществляется при соблюдении принципа Паули и правила Хунда. В обычно используемом варианте метода сами молекулярные орбитали строятся как линейные комбинации атомных орбиталей (ЛКАО). Чтобы атомные орбитали могли взаимодействовать с образованием молекулярных орбиталей, они должны 1) быть близки по энергии, 2) заметно перекрываться, 3) обладать одинаковой симметрией относительно образуемой химической связи. С то4ки зрения используемой терминологии метод ВС можно представить себе как частный вариант метода МО, где используются только двухцентровые МО. [c.184]

Метод валентных связей (ВС) допускает образование только двухцентровых двухэлектронных химических связей. Каждый из двух взаимодействующих атомов предоставляет для формирования связи одну АО, такие АО перекрываются и в области связывания появляются два электрона. При этом метод ВС постулирует два различных механизма образования связи (каждая АО показана лепестком ) [c.157]

Метод валентных связей. Представления об образовании молекулы водорода, развитые Гейтлером и Лондоном, были распространены и на более сложные молекулы. На этой основе возникла теория образования химических связей, которая получила название метода валентных связей. Этот метод основан на представлении о том, что атомы в молекуле удерживаются посредством одной или нескольких электронных пар, причем эти связи тем прочнее, чем в большей степени перекрываются электронные облака взаимодействуюших атомов. Обычно большая степень перекрывания электронных облаков наблюдается на прямой, соединяющей центры атомов. Комбинации двухэлектронных двухцентровых связей, которые отражают электронную структуру молекулы, называют валентными схема.ии. [c.47]

Приведен ряд молекул и молекулярных ионов В ,. N.j, N2 , NO , NO, N0 +, Ha, j, ,0, O2, H4, ili. Для каких и 1 них химическую связь можно представить как двухцентровую и двухэлект[)оиную Составьте их структурные формулы. Для каких молекул структурные формулы неприемлемы [c.62]

Представление о валентности как числе двухцентровых и двухэлектронных связей применимо в тех случаях, когда можно представить, что химическая связь локализована между двумя атомами молекулы. Так, в молекуле СН электронная плотность равномерно распределена относительно всех четырех атомов водорода, и каждый из них находится в равноценных условиях. Поэтому можно считать, что из восьми электронов молекулы н каждый из атомов водорода приходится по одной электронной паре, т. е. каждый из атомов водорода одновалентеа и связан с атомами углерода отдельной независимой парой электронов, а атом углерода четырехвалентен. В молекуле четыре равноценные связи С—Н, что схематически изображают структурной формулой [c.178]

В основе данного метода лежат представления о том, что во многих соединениях химическая связь приближенно может считаться двухцентровой и двухэлектронной. Поэтому электронная оболочка каждого атома представляется состоящей из нескольких электронных пар. Часть этих электронных пар является неподеленными, т. е. принадлежащими только одному атому, а другая часть — поделенными, т. е. принадлежащими двум атомам. Далее считается, что электронные пары принимают такое расположение на валентной оболочке атома, при котором они максимально удалены друг от друга. Таким образом предпо-.пагается, что электронные пары ведут себя так, как если бы они только взаимно отталкивались. Считается, что неподеленные электронные пары отталкиваются друг от друга сильнее, чем они отталкиваются от поделенных электронных пар. Наиболее слабое отталкивание приписывается отталкиванию между собой поделенных электронных пар. Если каждой электронной паре мысленно приписать предпочтительное нахождение в некоторой точке пространства, то расположение пар можно изобразить в виде вершин многогранника, который получается при соединении всех пар прямыми линиями. Например, если отталкиваются всего 2 электронные пары атома Э, то они будут располагаться под углом 180° друг [c.134]

До настоящего времени мы рассматривал1 молекулы, состоящие из небольшого числа атомов, причем в бо.пьшинстве случаев такие, которые можно описать в приближении двухцентровых химических связей. Так, молекула воды была нами описана методом МО как система делокализованных, охватывающих [c.146]

ВеННОЙ структурной формулой, то волновая функция молекулы Фделон-построенная из делокализованных многоцентровых орбиталей, математическим преобразованием может быть приведена к виду Фдок> выражающему то же самое распределение электронной плотности через локализованные двухцентровые орбитали. Эти орбитали широко используются в химической литературе, ибо с каждой такой ЛМО ассоциируется химическое понятие о связи между двумя атомами в молекуле, о характеристичном свойстве связи — длине, прочности, дипольном моменте, поляризуемости и т. п. [c.101]

Согласно методу валентных связей единичную химическую связь образуют два электрона с противоположными спинами, прннадле-жавдие двум атомам (двухцентровая связь). При изображении электронной структуры молекул с помощью валентных схем общие для двух атомов электроны условно обозначают точками. В другой схеме каждая пара точек (электронов) соответствует одной черточке (одной валентности). Например Н + Н->Н Н или Н—Н Р + + 7 -> Р Р в подобргых случаях в схеме можно показывать только неспаренные (холостые) электроны [c.99]

О связях с избытком и дефицитом валентных электронов. По своей сути МВС приложим к двухэлектронньш и двухцентровым связям, В этом методе рассматриваются химические связи, осуществляемые парой электронов (независимо от их происхождения), обслуживающих два атомных центра. В то же время встречаются соединения, в которых число электронов, приходящихся на одну связь, больше двух и, наоборот, меньше двух. Рассмотрим некоторые примеры связей с избытком электронов против двухэлек-гронной связи. Раньше считали, что в молекуле кислорода осуще-ставляется двойная связь между атомами, одна из которой Ор-р и другая л,)-,,. Это было вполне логично, так как каждый атом кислорода имеет два неспаренных электрона. Однако кислород обладает парамагнетизмом, доказательством чему служит притягивание жидкого или твердого кислорода к магниту , А парамагне- [c.116]

Молекулы с дефицитом электронов. В предыдущих разделах мы познакомились с применением метода МО к простейшим системам — двухатомным молекулам. Орбитали, которые охватывают только два ядра, называются двухцентровыми. Одним из примеров многоцентровых молекулярных орбиталей являются молекулы, в которых число валентных электронов меньше, чем 2 п — 1), где п — число атомов в молекуле, — так называемые электрондефицитные соединения. Такое условие возникает потому, что минимальное количество химических связей, необходимое для объединения п атомов, равно п— 1, а если каждая связь является двухэлектронной, то требуется 2 п — 1) электронов. Наиболее известный представитель этого класса — молекула диборана BjHe. Она состоит из восьми атомов и в ней должно быть по крайней мере семь связей, т. е. 14 электронов. Подсчет показывает, что на самом деле имеется только 12 валентных электронов. [c.195]

С—с в алканах (1,533 0,003 х xlO ° м). Эта переносимость свойств (и фрагментов) из одного углеводорода в другой позволяет лри описании электронной стр /кту-ры алканов широко использовать локализованные молекулярные орбитали для двухцентровых связей С—С и С—Н. Высокая прочность связей С—С и С—Н в этане обусловливает его хорошо известную химическую инертность при обычной температуре, гак же как инертность и других алканов, получивших в свое время название химических мерт вецов . Молекула этана может быть отнесена к нежестким молекулам. Для нее характерна возможность вращения одного квазижесткого фрагмента СНд относительно другого (внутреннее вращение). [c.205]

Сравнивая ЛМО из табл. 10.1 с каноническими МО (10.9), можно видеть, что в отличие от последних каждая из ЛМО является только двухцентровой, т. е. четко локализована на соответствующей связи С—Н. Этот результат прямо соответствует идее двухддентровой химической связи. Однако в образовании такой связи между сосед- [c.386]

Химическая связь, осуществляемая оби ей электронной парой, называется атомной или ковалентной . Это двухэлектроиная и двухцентровая (удерживает два атома) связь. Соединения с ковалентной связью называются атомными. Различают две резно-видностн ковалентной связи неполярную и полярную. [c.42]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология